Галогены реферат – Реферат — Галогены — Элементы периодической системы менделеева

Реферат - Галогены - Производство

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).


О происхождении названий галогенов

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Название Исходное слово Значение Галоген галс (греч.) ген (греч.) Соль Образующий Фтор флуо (лат.) Течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в ме­таллургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам) Хлор хлорос (греч.) Зеленовато-желтый Бром бромос (греч.) Зловонный Иод иодес (греч.) Фиолетовый Астат астатос (греч.) Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрица­тельностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов — по одному от каждого атома:

В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галоге­нов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отноше­нии является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обус­ловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослаб­ление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов

Элемент Атомный номер Электронная конфигурация атомов Конфигурация внешней оболочки Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Длина связи, нм Энергия диссоциации связи, кДж/моль Фтор 9 2.7 2s22p5 0,072 0,136 0,142 158 Хлор 17 2.8.7 Зs23p5 0,099 0,181 0,200 242 Бром 35 2.8.18.7 4s24р5 0,114 0,195 0,229 193 Иод 53 2.8.18.18.7 5s25р5 0,133 0,216 0,266 151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены — токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, на­дышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент Температура плавления, °С Температура кипения, °С Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С Фтор -220 -188 Бледно-желтый газ Хлор -101 -34 Желто-зеленый газ Бром -7 58 Коричневая жидкость с тяжелы­ми коричневыми парами Иод 114 183 Блестящие серо-черные кристал­лы

Все галогены — окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори­телях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ

Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциа­ции связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наи­более реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реак­ционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окис­лять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направле­нии от фтора к иоду.

ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ

При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаж­дение серы. Реакция протекает по уравнению

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):

Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением

В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:

В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:


Таблица 3. Стандартные электродные потен­циалы галогенов

Электродная реакция Стандартный электродный потенциал Е°, В F2 (г.)+2e–«2F– (водн.) +2,87 Cl2 (г.)+2e–«2Cl– (водн.) +1,36 Br2 (ж.)+2e–«2Br– (водн.) +1,09 I2 (тв.)+2e–«2I– (водн.) +0,54

Таблица 4. Стандартные энтальпии образо­вания галогенидов натрия

Галогенид Стандартная энтальпия образования, DH°обр, m, кДж/моль NaF -573 NaCl -414 NaBr -361 Nal -288

Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:

Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодид-ионы:

Обе описанные реакции являются примерами реакций вытеснения (замещения). В каждом случае более реакционноспособный, то есть являющийся более сильным окислителем, галоген вытесняет из раствора менее реакционноспособный галоген.

Окисление металлов. Галогены легко окисляют металлы. Фтор легко окисляет все металлы, исключая золото и серебро. Мы уже упоминали о том, что хлор окисляет натрий, образуя с ним хлорид натрия. Приведем еще один пример: когда поток газообразного хлора пропускают над поверхностью нагретых железных опилок, образуется хлорид железа (III), твердое коричневое вещество:

Даже иод способен, хотя и медленно, окислять металлы, расположенные в электрохи­мическом ряду ниже его. Легкость окисления металлов различными галогенами уменьшается при перемещении к нижней части VII группы. В этом можно убедиться, сравнивая энергии образования галогенидов из исходных элементов. В табл. 4 указаны стандартные энтальпии образования галогенидов натрия в порядке перемеще­ния к нижней части группы.

Окисление неметаллов. За исключением азота и большинства благородных газов, фтор окисляет все остальные неметаллы. Хлор реагирует с фосфором и серой. Углерод, азот и кислород не вступают в реакции непосредственно с хлором, бромом или иодом. Об относительной реакционной способности галогенов к неметаллам можно судить, сравнивая их реакции с водородом (табл. 5).

Окисление углеводородов. При определенных условиях галогены окисляют углеводороды. Например, хлор полностью отщепляет водород от молекулы скипидара:

Окисление ацетилена может протекать со взрывом:

Таблица 5. Реакции галогенов с водородом

Реакция Характер и условия протекания Н2(г.)+F2(г.) ® 2НF (г.) Протекает со взрывом Н2(г.)+Сl2(г.) ® 2НСl (г.) Протекает со взрывом на свету, но медленно в темноте Н2(г.)+Вr2(г.) ® 2НВr (г.) Протекает только при нагревании и в присутствии катализатора Н2(г.)+I2(г.) ® 2НI (г.) Протекает медленно даже при нагревании

Реакции с водой и щелочами

Фтор реагирует с холодной водой, образуя фтороводород и кислород:

Хлор медленно растворяется в воде, образуя хлорную воду. Хлорная вода имеет небольшую кислотность вследствие того, что в ней происходит диспропорционирование хлора с образованием соляной кислоты и хлорноватистой кислоты:

Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду.

Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы):

При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропор­ционирование протекает дальше:

Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона.

Реакция фтора со щелочами, как и его реакция с водой, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. В холодной разбавленной щелочи протекает следующая реакция:

В горячей концентрированной щелочи реакция с фтором протекает так:

Анализ на галогены и с участием галогенов

Качественный и количественный анализ на галогены обычно выполняется с помощью оаствора нитрата серебра. Например

Для качественного и количественного определения иода может использоваться раствор крахмала. Поскольку иод очень мало растворим в воде, его обычно анализи­руют в присутствии иодида калия. Так поступают по той причине, что иод образует с иодид-ионом растворимый трииодидный ион I3–:

Растворы иода с иодидами используются для аналитического определения различных восстановителей, например тиосульфат (VI)-ионов, а также некоторых окислителей, например манганат(VII)-ионов. Окислители смещают указанное выше равновесие влево, высвобождая иод. Иод затем титруют тиосульфатом (VI).


www.ronl.ru

Реферат Галогены

скачать

Реферат на тему:



План:

    Введение
  • 1 Распространённость элементов и получение простых веществ
  • 2 Физические свойства галогенов
  • 3 Химические свойства галогенов

Введение

Группа → 7
↓ Период
2
3
17 Хлор

Cl

35,452

3s23p5
4
35 Бром

Br

79,904

3d104s24p5
5
53 Иод

I

126,905

4d105s25p5
6
85 Астат

At

(210)

4f145d106s26p5
7
117 Унунсептий

Uus

(294)

5f146d107s27p5

Галоге́ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется неправильное название гало́иды) — химические элементы главной подгруппы VII группы (по новой классификации ИЮПАК: 17 группа элементов) таблицы Менделеева.

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F, Cl, Br, I уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At. Полученный в Объединённом институте ядерных исследований в Дубне, Россия в 2009—2010 годах 117-й элемент, унунсептий Uus, также находится формально в группе галогенов, однако по химическим свойствам может существенно отличаться от них, как и астат. Представляют собой:

Фтор — зеленовато-жёлтый газ, очень ядовит и реакционноспособен, попытка получить в свободном виде в больших количествах чревата последствиями.

Хлор — зеленоватый газ. Тяжёлый, также очень ядовитый, имеет характерный неприятный запах (запах хлорки).

Бром — красно-бурая жидкость. Ядовита. Поражает обонятельный нерв. Очень летуч, поэтому содержится в запаянных ампулах.

Иод — фиолетово-чёрные кристаллы. Очень легко возгоняется (пары фиолетового цвета). Ядовит.

Астат — сине-чёрные кристаллы. Очень радиоактивен, поэтому о нём сравнительно мало известно. Период полураспада астата-211 равен 8,1 часов.

Фтор F Хлор Cl Бром Br Иод I

7 группа А. Неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Могут быть и восстановителями (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами.


1. Распространённость элементов и получение простых веществ

Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений.

Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к иоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Все дигалогены (кроме радиоактивного At2, а о Uus2 уже и речь не идет) производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах.

В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов (за исключением иода, который также встречается в виде иодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов). Поскольку многие хлориды, бромиды и иодиды растворимы в воде, то эти анионы присутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворим и находится в осадочных породах (как флюорит CaF2).

Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов. Высокие положительные стандартные электродные потенциалы Eo(F2/F) = +2,87 В и Eo(Cl2/Cl) = +1,36 В показывают, что окислить ионы F и Cl можно только сильными окислителями. В промышленности применяется только электролитическое окисление. При получении фтора нельзя использовать водный раствор, поскольку вода окисляется при значительно более низком потенциале (+1,32 В) и образующийся фтор стал бы быстро реагировать с водой. Впервые фтор был получен в 1886 г. французским химиком Анри Муассаном при электролизе раствора гидрофторида калия KHF2 и безводной плавиковой кислоты.

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Окисление воды на аноде подавляется использованием такого материала электрода, который имеет более высокое перенапряжение по отношению к O2, чем к Cl2 (таким материалом оказался RuO2).

В современных электролизёрах катодное и анодное пространства разделены полимерной ионообменной мембраной. Мембрана позволяет катионам Na+ переходить из анодного пространства в катодное. Переход катионов поддерживает электронейтральность в обеих частях электролизёра, так как в течение электролиза отрицательные ионы удаляются от анода (превращение 2Cl в Cl2) и накапливаются у катода (образование OH). Перемещение OH в противоположную сторону могло бы тоже поддерживать электронейтральность, но ион OH реагировал бы с Cl2 и сводил на нет весь результат.

Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха.


2. Физические свойства галогенов

Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи(151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов(Cl2 243, Br2 199, I2 150.7, At2 117 кДж/моль). От хлора к йоду энергия связи постепенно ослабевает, что связанно с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеет и температуры кипения (плавления).
(F2 −223(-187), Cl2 −100.98(-34.15), Br2 −7.2(58.75), I2 311.5(184.5), At2 411(299) Co)


3. Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (h3, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж, 
Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж. 

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl — СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

ЗCl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + ЗН2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si +2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды». Но йод способен растворяться в растворах йодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к йоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат реагирует с металлами(например с литием):

2Li+At2 = 2LiAt - астатид лития

С водородом,образуя астатоводород:

H2+At2 = 2HAt.

Астат диссоциирует не только на ионы, но и на протоны, чего нет у других галогеноводородных кислот. Межгалогенные соединения:At2+I2=2AtI-йодид астата. При электролизе водного раствора астатид лития астат выделяется на аноде: LiAt катод Li++e=Li0 анод 2At-2e=At2 LiOH катод Li++e=Li0 4OH-4e=2H2O+O2.

wreferat.baza-referat.ru

Реферат: Галогены

Галогены

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).


О происхождении названий галогенов

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Название Исходное слово Значение
Галоген галс (греч.) ген (греч.) Соль Образующий
Фтор флуо (лат.) Течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в ме­таллургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам)
Хлор хлорос (греч.) Зеленовато-желтый
Бром бромос (греч.) Зловонный
Иод иодес (греч.) Фиолетовый
Астат астатос (греч.) Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрица­тельностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома:

В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галоге­нов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отноше­нии является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обус­ловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослаб­ление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов

Элемент Атомный номер Электронная конфигурация атомов Конфигурация внешней оболочки Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Длина связи, нм Энергия диссоциации связи, кДж/моль
Фтор 9 2.7 2s22p5 0,072 0,136 0,142 158
Хлор 17 2.8.7 Зs23p5 0,099 0,181 0,200 242
Бром 35 2.8.18.7 4s25 0,114 0,195 0,229 193
Иод 53 2.8.18.18.7 5s25 0,133 0,216 0,266 151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, на­дышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент Температура плавления, °С Температура кипения, °С Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С
Фтор -220 -188 Бледно-желтый газ
Хлор -101 -34 Желто-зеленый газ
Бром -7 58 Коричневая жидкость с тяжелы­ми коричневыми парами
Иод 114 183 Блестящие серо-черные кристал­лы

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори­телях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ

Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциа­ции связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наи­более реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реак­ционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окис­лять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направле­нии от фтора к иоду.

ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ

При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаж­дение серы. Реакция протекает по уравнению

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):

Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением

В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:

В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:


Таблица 3. Стандартные электродные потен­циалы галогенов

Электродная реакция Стандартный электродный потенциал Е°, В
F2 (г.)+2e«2F (водн.) +2,87
Cl2 (г.)+2e«2Cl(водн.) +1,36
Br2 (ж.)+2e«2Br(водн.) +1,09
I2 (тв.)+2e«2I(водн.) +0,54

Таблица 4. Стандартные энтальпии образо­вания галогенидов натрия

Галогенид Стандартная энтальпия образования, DH°обр, m, кДж/моль
NaF -573
NaCl -414
NaBr -361
Nal -288

Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:

Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодид-ионы:

Обе описанные реакции являются примерами реакций вытеснения (замещения). В каждом случае более реакционноспособный, то есть являющийся более сильным окислителем, галоген вытесняет из раствора менее реакционноспособный галоген.

Окисление металлов. Галогены легко окисляют металлы. Фтор легко окисляет все металлы, исключая золото и серебро. Мы уже упоминали о том, что хлор окисляет натрий, образуя с ним хлорид натрия. Приведем еще один пример: когда поток газообразного хлора пропускают над поверхностью нагретых железных опилок, образуется хлорид железа (III), твердое коричневое вещество:

Даже иод способен, хотя и медленно, окислять металлы, расположенные в электрохи­мическом ряду ниже его. Легкость окисления металлов различными галогенами уменьшается при перемещении к нижней части VII группы. В этом можно убедиться, сравнивая энергии образования галогенидов из исходных элементов. В табл. 4 указаны стандартные энтальпии образования галогенидов натрия в порядке перемеще­ния к нижней части группы.

Окисление неметаллов. За исключением азота и большинства благородных газов, фтор окисляет все остальные неметаллы. Хлор реагирует с фосфором и серой. Углерод, азот и кислород не вступают в реакции непосредственно с хлором, бромом или иодом. Об относительной реакционной способности галогенов к неметаллам можно судить, сравнивая их реакции с водородом (табл. 5).

Окисление углеводородов. При определенных условиях галогены окисляют углеводороды. Например, хлор полностью отщепляет водород от молекулы скипидара:

Окисление ацетилена может протекать со взрывом:

Таблица 5. Реакции галогенов с водородом

Реакция Характер и условия протекания
Н2(г.)+F2(г.) ®F (г.) Протекает со взрывом
Н2(г.)+Сl2(г.) ® 2НСl (г.) Протекает со взрывом на свету, но медленно в темноте
Н2(г.)+Вr2(г.) ® 2НВr (г.) Протекает только при нагревании и в присутствии катализатора
Н2(г.)+I2(г.) ®I (г.) Протекает медленно даже при нагревании

Реакции с водой и щелочами

Фтор реагирует с холодной водой, образуя фтороводород и кислород:

Хлор медленно растворяется в воде, образуя хлорную воду. Хлорная вода имеет небольшую кислотность вследствие того, что в ней происходит диспропорционирование хлора с образованием соляной кислоты и хлорноватистой кислоты:

Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду.

Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы):

При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропор­ционирование протекает дальше:

Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона.

Реакция фтора со щелочами, как и его реакция с водой, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. В холодной разбавленной щелочи протекает следующая реакция:

В горячей концентрированной щелочи реакция с фтором протекает так:

Анализ на галогены и с участием галогенов

Качественный и количественный анализ на галогены обычно выполняется с помощью оаствора нитрата серебра. Например

Для качественного и количественного определения иода может использоваться раствор крахмала. Поскольку иод очень мало растворим в воде, его обычно анализи­руют в присутствии иодида калия. Так поступают по той причине, что иод образует с иодид-ионом растворимый трииодидный ион I3:

Растворы иода с иодидами используются для аналитического определения различных восстановителей, например тиосульфат (VI)-ионов, а также некоторых окислителей, например манганат(VII)-ионов. Окислители смещают указанное выше равновесие влево, высвобождая иод. Иод затем титруют тиосульфатом (VI).

geum.ru

Реферат - Галогены - Химия

/>/>/>

Всемизвестно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду вплавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, аспиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуютсемейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входятв VII группу периодической системы (см. рис.).

/> />
О происхождении названий галогенов

Названия всехгалогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Название Исходное слово Значение Галоген

галс (греч.)

ген (греч.)

Соль

Образующий

Фтор флуо (лат.) Течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в ме­таллургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам) Хлор хлорос (греч.) Зеленовато-желтый Бром бромос (греч.) Зловонный Иод иодес (греч.) Фиолетовый Астат астатос (греч.) Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффиксавходит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычноон означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало+ ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семьэлектронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы.Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуютсявысокой электроотрица­тельностью и реакционной способностью и поэтому в свободномвиде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены вприроде.

/>

Галогены всвободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулахсвязаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется врезультате обобществления пары электронов — по одному от каждого атома:

В табл. 1приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галоге­нов. Обратимвнимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи вих молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы.Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулахгалогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отноше­нииявляется только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обус­ловленаслишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильномуотталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослаб­ление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогеновЭлемент Атомный номер Электронная конфигурация атомов Конфигурация внешней оболочки Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Длина связи, нм

Энергия диссоциации связи,

кДж/моль

Фтор 9 2.7

2s22p5

0,072 0,136 0,142 158 Хлор 17 2.8.7

Зs23p5

0,099 0,181 0,200 242 Бром 35 2.8.18.7

4s24р5

0,114 0,195 0,229 193 Иод 53 2.8.18.18.7

5s25р5

0,133 0,216 0,266 151

 

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить влабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

/>

Выделяющийсяхлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем черезконцентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают вперевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способлабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком(гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

/>

Бром.Для получения брома влабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированнойсерной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся воеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

/>

окисляетсяоксидом марганца(IV)

/>

Бром отделяютот реакционной смеси перегонкой.

Иод.Иод получают тем жеспособом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия.Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены — токсичные вещества.

Отравлениехлором.Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильноераздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует сводой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания,образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой ищелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органовдыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. Влегких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельнодопустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3.Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельнымисходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, на­дышавшихся этимгазом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

Галогеныимеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательныебассейны.

Все галогеныимеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаютсявместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силыпостепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаютсяочень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются принагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления икипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент Температура плавления, °С Температура кипения, °С Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С Фтор -220 -188 Бледно-желтый газ Хлор -101 -34 Желто-зеленый газ Бром -7 58 Коричневая жидкость с тяжелы­ми коричневыми парами Иод 114 183 Блестящие серо-черные кристал­лы

Все галогены — окрашенные вещества. Интенсивность ихокраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогеныобладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называетсяхлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори­телях,образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане,образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ

Галогены представляют собой наиболее реакционноспособнуюгруппу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с оченьнизкими энергиями диссоциа­ции связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешнейоболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболееэлектроотрицательный и наи­более реакционноспособный неметаллический элемент впериодической системе. Реак­ционная способность галогенов постепенноуменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будетрассмотрена способность галогенов окис­лять металлы и неметаллы и показано, какэта способность уменьшается в направле­нии от фтора к иоду.

ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ

При пропускании газообразного сероводорода черезхлорную воду происходит осаж­дение серы. Реакция протекает по уравнению

/>

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая унего водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, еслиперемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II),образуется сульфат железа (III):

/>

Происходящая при этом окислительная полуреакцияописывается уравнением

/>

В качестве другого примера окислительного действияхлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:

/>

В этой реакции происходит окисление натрия,поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

/>

Хлор присоединяет эти электроны, образуяхлорид-ионы:

/>

www.ronl.ru

Галогены — реферат



НОУ СПО «Пермский гуминатарно-технологический  институт»

 

 

 

 

 

Реферат

на тему

«Галогены»

 

 

Выполнила

ученица группы

 

Преподаватель:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

г.Пермь, 2010

Содержание

1.       Общая характеристика галогенов…………………………………………………….3

2.       Электронная структура атомов галогенов…………………………………………...4

3.       Лабораторные методы получения галогенов………………………………………..5

4.       Физические и биологические свойства галогенов………………………………….6

5.       Химические свойства галогенов……………………………………………………..7

6.       Применение…………………………………………………………………………...10

7.       Список источников…………………………………………………………………..12

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Общая характеристика галогенов

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром, йод и астат образуют семейство галогенов (от греч. halos – соль и genes – рождающий, рождённый). Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы.

О происхождении названий галогенов.

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Таблица 1. Происхождение названий галогенов

Название

Исходное слово

Значение

Фтор

флуо (лат.)

Течь, текучий (в старину минерал поле­вой шпат CaF, использовали в ме­таллургии в качестве флюса для при­дания легкоплавкости шлакам)

Хлор

хлорос (греч.)

Зеленовато-желтый

Бром

бромос (греч.)

Зловонный

Иод

иодес (греч.)

Фиолетовый

Астат

астатос (греч.)

Неустойчивый

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

-3-

Электронная структура атомов галогенов

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов.     

До восьми электронов (октета) на наружном энергетическом уровне, т.е. до устойчивого состояния атомов, характерного для благородных газов, атомам галогенов недостаёт по одному электрону. К тому же атомы галогенов по сравнению с атомами металлов того же периода обладают бόльшим зарядом ядра, меньшим атомным радиусом и имеют по одному неспаренному электрону. Поэтому атомы всех галогенов энергично присоединяют недостающий электрон. Например,

Cl0 + ē → Cl–.

Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для не­го характерна степень окисления –1. Остальные галогены мо­гут проявлять и восстановительные свойства при взаимодейст­вии с более электроотрицательными элементами – фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свой­ства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с рос­том радиусов их атомов: атомы хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома.

 

 

 

 

 

 

 

-4-

Лабораторные методы получения галогенов

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбели­вающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марганцa(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводородная кислота, образуюшаяся в реакции между серной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси воз­гонкой.

 

 

 

 

 

 

 

-5-

Физические и биологические свойства галогенов

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообраз­ный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыха­тельную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту. Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Темпе­ратуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С

Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С

Фтор

-220

-188

Бледно-желтый газ

Хлор

-101

-34

Желто-зеленый газ

Бром

-7

58

Коричневая жидкость с тяжелы­ми коричневыми парами

Иод

114

183

Блестящие серо-черные кристал­лы

 

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических раствори­телях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлорметане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

-6-

Химические свойства галогенов

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду.

Фтор.Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Аl + 3F2 = 2АlF3 + 2989 кДж,

2Fе + 3F2 = 2FеF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (h3, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2НF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НаlF

где Наl = Сl, Вr, I, причем в соединениях НаlF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = ХеF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = F2О↑ + 4НF + Н2О2.

Хлор. Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Аl + ЗСl2 = 2АlСl3(кр) + 1405 кДж,

2Fе + ЗСl2 = 2FeСl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Сl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Сl2 = 2НСl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без

-7-

освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 + hν → 2Сl,

Сl + Н2 → НСl + Н,

Н + Cl2 → НСl + Сl,

Сl + Н2 → НCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hv), которые вызывают диссоциацию молекул Сl2 на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Сl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внес русский ученый, лауреат Нобелевской премии (1956 г) Н. Н. Семенов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Сl2 → СН3-СН2Сl + НСl,

СН2=СН2 + Сl2 → СН2Cl — СН2Сl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Сl2 + 2НВr = 2НСl + Вr2,

Сl2 + 2НI = 2НСl + I2,

Сl2 + 2КВr = 2КСl + Вr2,

а также обратимо реагирует с водой:

Сl2 + Н2О = НСl + НСlO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в НСl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте НОСl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

-8-

Сl2 + 2NаОН = NаСl + NаСlO + Н2О (на холоде),

ЗСl2 + 6КОН = 2КСl + КClO3 + ЗН2О (при нагревании).

Бром. Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si +2Вr2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Вr2 = 2НВr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод практически в воде не растворим и не способен ее окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «йодной воды». Но йод способен растворятся в растворах йодидов с образованием комплексных анионов:

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Йод. Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

student.zoomru.ru

Реферат - Галогены - Элементы периодической системы менделеева

Галогены
Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).
О происхождении названий галогенов
Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:
Название Исходное слово Значение
Галоген галс (греч.)ген (греч.) СольОбразующий
Фтор флуо (лат.) Течь, текучий (в старину минерал полевой шпат CaF, использовали в металлургии в качестве флюса для придания легкоплавкости шлакам)
Хлор хлорос (греч.) Зеленовато-желтый
Бром бромос (греч.) Зловонный
Иод иодес (греч.) Фиолетовый
Астат астатос (греч.) Неустойчивый
Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».
ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ
Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрицательностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома:
В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галогенов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отношении является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обусловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослабление связи.
Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов
Элемент Атомный номер Электронная конфигурация атомов Конфигурация внешней оболочки Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Длина связи, нм Энергия диссоциации связи,кДж/моль
Фтор 9 2.7 2s22p5 0,072 0,136 0,142 158
Хлор 17 2.8.7 Зs23p5 0,099 0,181 0,200 242
Бром 35 2.8.18.7 4s24р5 0,114 0,195 0,229 193
Иод 53 2.8.18.18.7 5s25р5 0,133 0,216 0,266 151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ
Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.
Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбеливающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.
Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси возгонкой.
ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Все галогены - токсичные вещества.
Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, надышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.
Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.
Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Температуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.
Таблица 2. Физические свойства галогенов
Элемент Температура плавления, °С Температура кипения, °С Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С
Фтор -220 -188 Бледно-желтый газ
Хлор -101 -34 Желто-зеленый газ
Бром -7 58 Коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами
Иод 114 183 Блестящие серо-черные кристаллы

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.
Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.
РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ
Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциации связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наиболее реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реакционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окислять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направлении от фтора к иоду.
ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ
При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаждение серы. Реакция протекает по уравнению

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):

Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением

В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:

В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:

Таблица 3. Стандартные электродные потенциалы галогенов
Электродная реакция Стандартный электродный потенциал Е?, В
F2 (г.)+2e–?2F– (водн.) +2,87
Cl2 (г.)+2e–?2Cl– (водн.) +1,36
Br2 (ж.)+2e–?2Br– (водн.) +1,09
I2 (тв.)+2e–?2I– (водн.) +0,54

Таблица 4. Стандартные энтальпии образования галогенидов натрия
Галогенид Стандартная энтальпия образования, ???обр, m, кДж/моль
NaF -573
NaCl -414
NaBr -361
Nal -288

Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:

Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодид-ионы:

Обе описанные реакции являются примерами реакций вытеснения (замещения). В каждом случае более реакционноспособный, то есть являющийся более сильным окислителем, галоген вытесняет из раствора менее реакционноспособный галоген.
Окисление металлов. Галогены легко окисляют металлы. Фтор легко окисляет все металлы, исключая золото и серебро. Мы уже упоминали о том, что хлор окисляет натрий, образуя с ним хлорид натрия. Приведем еще один пример: когда поток газообразного хлора пропускают над поверхностью нагретых железных опилок, образуется хлорид железа (III), твердое коричневое вещество:

Даже иод способен, хотя и медленно, окислять металлы, расположенные в электрохимическом ряду ниже его. Легкость окисления металлов различными галогенами уменьшается при перемещении к нижней части VII группы. В этом можно убедиться, сравнивая энергии образования галогенидов из исходных элементов. В табл. 4 указаны стандартные энтальпии образования галогенидов натрия в порядке перемещения к нижней части группы.
Окисление неметаллов. За исключением азота и большинства благородных газов, фтор окисляет все остальные неметаллы. Хлор реагирует с фосфором и серой. Углерод, азот и кислород не вступают в реакции непосредственно с хлором, бромом или иодом. Об относительной реакционной способности галогенов к неметаллам можно судить, сравнивая их реакции с водородом (табл. 5).
Окисление углеводородов. При определенных условиях галогены окисляют углеводороды. Например, хлор полностью отщепляет водород от молекулы скипидара:

Окисление ацетилена может протекать со взрывом:

Таблица 5. Реакции галогенов с водородом
Реакция Характер и условия протекания
Н2(г.)+F2(г.) ? 2НF (г.) Протекает со взрывом
Н2(г.)+Сl2(г.) ? 2НСl (г.) Протекает со взрывом на свету, но медленно в темноте
Н2(г.)+Вr2(г.) ? 2НВr (г.) Протекает только при нагревании и в присутствии катализатора
Н2(г.)+I2(г.) ? 2НI (г.) Протекает медленно даже при нагревании
Реакции с водой и щелочами
Фтор реагирует с холодной водой, образуя фтороводород и кислород:

Хлор медленно растворяется в воде, образуя хлорную воду. Хлорная вода имеет небольшую кислотность вследствие того, что в ней происходит диспропорционирование хлора с образованием соляной кислоты и хлорноватистой кислоты:

Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду.
Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы):

При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропорционирование протекает дальше:

Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона.
Реакция фтора со щелочами, как и его реакция с водой, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. В холодной разбавленной щелочи протекает следующая реакция:

В горячей концентрированной щелочи реакция с фтором протекает так:

Анализ на галогены и с участием галогенов
Качественный и количественный анализ на галогены обычно выполняется с помощью оаствора нитрата серебра. Например

Для качественного и количественного определения иода может использоваться раствор крахмала. Поскольку иод очень мало растворим в воде, его обычно анализируют в присутствии иодида калия. Так поступают по той причине, что иод образует с иодид-ионом растворимый трииодидный ион I3–:

Растворы иода с иодидами используются для аналитического определения различных восстановителей, например тиосульфат (VI)-ионов, а также некоторых окислителей, например манганат(VII)-ионов. Окислители смещают указанное выше равновесие влево, высвобождая иод. Иод затем титруют тиосульфатом (VI).

ТЕМА: Галогены. Ковчегин Игорь 10б

www.ronl.ru

Реферат- Галогены

Работа добавлена на сайт samzan.ru: 2016-06-09

ТЕМА: Галогены.  Ковчегин Игорь 10б

Всем известно, что фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство. Фтор, хлор, бром и йод образуют семейство галогенов. Галогены относятся к неметаллическим элементам. Они входят в VII группу периодической системы (см. рис.).

О происхождении названий галогенов

Названия всех галогенов, за исключением фтора, происходят от греческих слов:

Исходное слово

Значение

Галоген

галс (греч.)

ген (греч.)

Соль

Образующий

Фтор

флуо (лат.)

Течь, текучий (в старину минерал полевой шпат CaF, использовали в металлургии в качестве флюса для придания легкоплавкости шлакам)

Хлор

хлорос (греч.)

Зеленовато-желтый

Бром

бромос (греч.)

Зловонный

Иод

иодес (греч.)

Фиолетовый

Астат

астатос (греч.)

Неустойчивый

Слог «ген» в качестве приставки либо суффикса входит во многие научные термины, например в слова генератор и антиген. Обычно он означает рост или образование чего-либо. Таким образом, слово галоген (гало + ген) означает «образующий соль».

ЭЛЕКТРОННАЯ СТРУКТУРА АТОМОВ ГАЛОГЕНОВ

Атомы всех галогенов имеют во внешней оболочке семь электронов. Они легко присоединяют еще один электрон, образуя галогенидные ионы. Галогенид-ион имеет устойчивый октет электронов. Галогены характеризуются высокой электроотрицательностью и реакционной способностью и поэтому в свободном виде не встречаются в природе. Однако галогенид-ионы широко распространены в природе.

Галогены в свободном виде существуют в форме двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны между собой простой ковалентной связью. Каждая такая связь образуется в результате обобществления пары электронов - по одному от каждого атома:

В табл. 1 приведены некоторые данные о структуре атомов и молекул галогенов. Обратим внимание на то, что атомные и ионные радиусы галогенов, а также длины связи в их молекулах последовательно возрастают при перемещении к нижней части группы. Однако энергии диссоциации связи и, следовательно, прочность связи в молекулах галогенов при этом, наоборот, уменьшаются. Исключением в этом отношении является только фтор. Небольшая прочность связи фтора, по-видимому, обусловлена слишком близким расположением атомов в его молекуле. Это приводит к сильному отталкиванию между несвязывающими электронами, что вызывает ослабление связи.

Таблица 1. Электронное строение и свойства галогенов

Элемент

Атомный номер

Электронная конфигурация атомов

Конфигурация внешней оболочки

Атомный радиус, нм

Ионный радиус, нм

Длина связи, нм

Энергия диссоциации связи,

кДж/моль

Фтор

9

2.7

2s22p5

0,072

0,136

0,142

158

Хлор

17

2.8.7

Зs23p5

0,099

0,181

0,200

242

Бром

35

2.8.18.7

4s24р5

0,114

0,195

0,229

193

Иод

53

2.8.18.18.7

5s25р5

0,133

0,216

0,266

151

ЛАБОРАТОРНЫЕ МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ГАЛОГЕНОВ

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия:

Выделяющийся хлор пропускают через воду, чтобы удалить следы хлороводородов, а затем через концентрированную серную кислоту, чтобы осушить его. Полученный хлор собирают в перевернутом сосуде, из которого он вытесняет воздух.

Другой способ лабораторного получения хлора основан на реакции между отбеливающим порошком (гипохлоритом кальция) и разбавленной соляной кислотой:

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия. Бромоводород-ная кислота, обоазуюшаяся в оеакции между сеоной кислотой и бромидом калия:

окисляется оксидом марганца(IV)

Бром отделяют от реакционной смеси перегонкой.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси возгонкой.

ФИЗИЧЕСКИЕ И БИОЛОГИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Все галогены - токсичные вещества.

Отравление хлором. Жидкий хлор вызывает серьезные ожоги кожи. Газообразный хлор оказывает сильное раздражающее действие, особенно на глаза и дыхательную систему. Он реагирует с водой, содержащейся в глазах, легких и слизистых оболочках органов дыхания, образуя соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (см. ниже «Реакции с водой и щелочами»). Симптомами отравления хлором являются жжение глаз и органов дыхания, непрекращающийся кашель и, в тяжелых случаях, кровавая мокрота. В легких, отравленных хлором, может развиваться бронхиальная пневмония. Предельно допустимая концентрация хлора в воздухе составляет 0,005 мг/дм3. Уровень 0,2 мг/дм3 считается опасным, а концентрация 2 мг/дм3 может вызвать быструю смерть. Однако случаи отравления хлором со смертельным исходом в аварийной обстановке нечасты, поскольку людей, надышавшихся этим газом, обычно удается вовремя удалить из отравленной зоны.

Галогены имеют характерный резкий запах, хорошо знакомый тем, кто посещает плавательные бассейны.

Все галогены имеют большую летучесть. Она объясняется тем, что их молекулы удерживаются вместе лишь слабыми вандерваальсовыми силами. Хотя вандерваальсовы силы постепенно возрастают при перемещении к нижней части группы галогенов, они остаются очень слабыми даже в кристаллах иода, которые поэтому легко возгоняются при нагревании. При этом образуются фиолетовые пары иода. Температуры плавления и кипения галогенов указаны в табл. 2.

Таблица 2. Физические свойства галогенов

Элемент

Температура плавления, °С

Температура кипения, °С

Агрегатное состояние и внешний вид при 20°С

Фтор

-220

-188

Бледно-желтый газ

Хлор

-101

-34

Желто-зеленый газ

Бром

-7

58

Коричневая жидкость с тяжелыми коричневыми парами

Иод

114

183

Блестящие серо-черные кристаллы

Все галогены - окрашенные вещества. Интенсивность их окраски возрастает по мере перемещения к нижней части группы.

Галогены обладают небольшой растворимостью в воде. Раствор хлора в воде называется хлорной водой. Галогены хорошо растворяются в органических растворителях, образуя окрашенные растворы. Например, хлор растворяется в тетрахлоро-метане, образуя желтый раствор, бром образует красный раствор, а иод-фиолетовый.

РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ГАЛОГЕНОВ

Галогены представляют собой наиболее реакционноспособную группу элементов в периодической системе. Они состоят из молекул с очень низкими энергиями диссоциации связи (см. табл. 1), а их атомы имеют во внешней оболочке семь электронов и поэтому очень электроотрицательны. Фтор-наиболее электроотрицательный и наиболее реакционноспособный неметаллический элемент в периодической системе. Реакционная способность галогенов постепенно уменьшается при перемещении к нижней части группы. В следующем разделе будет рассмотрена способность галогенов окислять металлы и неметаллы и показано, как эта способность уменьшается в направлении от фтора к иоду.

ГАЛОГЕНЫ КАК ОКИСЛИТЕЛИ

При пропускании газообразного сероводорода через хлорную воду происходит осаждение серы. Реакция протекает по уравнению

В этой реакции хлор окисляет сероводород, отнимая у него водород. Хлор окисляет также железо (II) до железа (III). Например, если перемешивать встряхиванием хлор с водным раствором сульфата железа (II), образуется сульфат железа (III):

Происходящая при этом окислительная полуреакция описывается уравнением

В качестве другого примера окислительного действия хлора приведем синтез хлорида натрия при сжигании натрия в хлоре:

В этой реакции происходит окисление натрия, поскольку каждый атом натрия теряет электрон, образуя ион натрия:

Хлор присоединяет эти электроны, образуя хлорид-ионы:

Таблица 3. Стандартные электродные потенциалы галогенов

Электродная реакция

Стандартный электродный потенциал Е, В

F2 (г.)+2e–2F– (водн.)

+2,87

Cl2 (г.)+2e–2Cl– (водн.)

+1,36

Br2 (ж.)+2e–2Br– (водн.)

+1,09

I2 (тв.)+2e–2I– (водн.)

+0,54

 Таблица 4. Стандартные энтальпии образования галогенидов натрия

Галогенид

Стандартная энтальпия образования, обр, m, кДж/моль

NaF

-573

NaCl

-414

NaBr

-361

Nal

-288

Окислителями являются все галогены, из них фтор-самый сильный окислитель. В табл. 3 указаны стандартные электродные потенциалы галогенов. Из этой таблицы видно, что окислительная способность галогенов постепенно уменьшается в направлении к нижней части группы. Эту закономерность можно продемонстрировать, добавляя раствор бромида калия в сосуд с газообразным хлором. Хлор окисляет бромид-ионы, в результате чего образуется бром; это приводит к появлению окраски у прежде бесцветного раствора:

Таким образом, можно убедиться, что хлор более сильный окислитель, чем бром. Точно так же, если смешать раствор иодида калия с бромом, образуется черный осадок из твердого иода. Это означает, что бром окисляет иодид-ионы:

Обе описанные реакции являются примерами реакций вытеснения (замещения). В каждом случае более реакционноспособный, то есть являющийся более сильным окислителем, галоген вытесняет из раствора менее реакционноспособный галоген.

Окисление металлов. Галогены легко окисляют металлы. Фтор легко окисляет все металлы, исключая золото и серебро. Мы уже упоминали о том, что хлор окисляет натрий, образуя с ним хлорид натрия. Приведем еще один пример: когда поток газообразного хлора пропускают над поверхностью нагретых железных опилок, образуется хлорид железа (III), твердое коричневое вещество:

Даже иод способен, хотя и медленно, окислять металлы, расположенные в электрохимическом ряду ниже его. Легкость окисления металлов различными галогенами уменьшается при перемещении к нижней части VII группы. В этом можно убедиться, сравнивая энергии образования галогенидов из исходных элементов. В табл. 4 указаны стандартные энтальпии образования галогенидов натрия в порядке перемещения к нижней части группы.

Окисление неметаллов. За исключением азота и большинства благородных газов, фтор окисляет все остальные неметаллы. Хлор реагирует с фосфором и серой. Углерод, азот и кислород не вступают в реакции непосредственно с хлором, бромом или иодом. Об относительной реакционной способности галогенов к неметаллам можно судить, сравнивая их реакции с водородом (табл. 5).

Окисление углеводородов. При определенных условиях галогены окисляют углеводороды. Например, хлор полностью отщепляет водород от молекулы скипидара:

Окисление ацетилена может протекать со взрывом:

Таблица 5. Реакции галогенов с водородом

Реакция

Характер и условия протекания

Н2(г.)+F2(г.)  2НF (г.)

Протекает со взрывом

Н2(г.)+Сl2(г.)  2НСl (г.)

Протекает со взрывом на свету, но медленно в темноте

Н2(г.)+Вr2(г.)  2НВr (г.)

Протекает только при нагревании и в присутствии катализатора

Н2(г.)+I2(г.)  2НI (г.)

Протекает медленно даже при нагревании

Реакции с водой и щелочами

Фтор реагирует с холодной водой, образуя фтороводород и кислород:

Хлор медленно растворяется в воде, образуя хлорную воду. Хлорная вода имеет небольшую кислотность вследствие того, что в ней происходит диспропорционирование хлора с образованием соляной кислоты и хлорноватистой кислоты:

Бром и иод диспропорционируют в воде аналогичным образом, но степень диспропорционирования в воде уменьшается от хлора к иоду.

Хлор, бром и иод диспропорционируют также в щелочах. Например, в холодной разбавленной щелочи бром диспропорционирует на бромид-ионы и гипобромит-ионы (бромат (I)-ионы):

При взаимодействии брома с горячими концентрированными щелочами диспропорционирование протекает дальше:

Иодат (I), или гипоиодит-ион, неустойчив даже в холодных разбавленных щелочах. Он самопроизвольно диспропорционирует с образованием иодид-иона и иодат(V)-иона.

Реакция фтора со щелочами, как и его реакция с водой, не похожа на аналогичные реакции других галогенов. В холодной разбавленной щелочи протекает следующая реакция:

В горячей концентрированной щелочи реакция с фтором протекает так:

Анализ на галогены и с участием галогенов

Качественный и количественный анализ на галогены обычно выполняется с помощью оаствора нитрата серебра. Например

Для качественного и количественного определения иода может использоваться раствор крахмала. Поскольку иод очень мало растворим в воде, его обычно анализируют в присутствии иодида калия. Так поступают по той причине, что иод образует с иодид-ионом растворимый трииодидный ион I3–:

Растворы иода с иодидами используются для аналитического определения различных восстановителей, например тиосульфат (VI)-ионов, а также некоторых окислителей, например манганат(VII)-ионов. Окислители смещают указанное выше равновесие влево, высвобождая иод. Иод затем титруют тиосульфатом (VI).


Москва, 2001 год.

Ковчегин Игорь 10б

Положение галогенов в периодической системе.

samzan.ru

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *